Ficha de Quimica -Funcoes Inorganicas-2024

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<p>1</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Ficha de Apoio de Química 11ª Classe</p><p>FUNÇÕES INORGÂNICAS</p><p>São funções químicas caracterizadas por apresentar um</p><p>conjunto de substâncias com propriedades químicas</p><p>semelhantes, denominadas propriedades funcionais.</p><p>Uma função química apresenta átomos ou grupos de</p><p>átomos responsáveis pelas propriedades químicas</p><p>semelhantes, que se denomina radical ou grupo</p><p>funcional.</p><p>As principais funções da química inorgânica são:</p><p>Óxidos, Ácidos, Bases e Sais.</p><p>FUNÇÃO ÁCIDO</p><p>DEFINIÇÃO SEGUNDO Bronsted-Lowry</p><p>É uma espécie que cede protões para a base.</p><p>Ex: HCl + H2O ↔ H3O</p><p>+ + Cl-</p><p>FÓRMULA GERAL: HnA</p><p>Onde:</p><p>n – número de átomos de hidrogénio</p><p>A – radical ácido com valência n</p><p>CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS</p><p>1. Quanto a presença ou ausência de oxigénio</p><p>na molécula</p><p>a) Ácidos oxigenados ou oxiácidos</p><p>Contém oxigénio na molécula.</p><p>Ex: H2SO4, H2CO3, H3PO4, etc.</p><p>b) Ácidos não oxigenados ou hidrácidos</p><p>Não contém oxigénio na molécula.</p><p>Ex: HCl, H2S, HBr, HCN, etc.</p><p>2. Quanto a presença ou ausência de carbono</p><p>na molécula</p><p>a) Ácidos inorgânicos – não possuem carbono</p><p>na molécula.</p><p>Ex: H3PO4, H2SO4, HCl, etc.</p><p>NB: Os ácidos H2CO3, HCN, HOCN apesar</p><p>de possuírem carbono na molécula, são</p><p>estudados na química inorgânica.</p><p>b) Ácidos orgânicos – possuem carbono na</p><p>molécula.</p><p>Ex: CH3COOH, HCOOH, etc.</p><p>3. Quanto ao número de hidrogénios ionizáveis</p><p>(substituíveis) na molécula</p><p>a) Monoácidos ou monopróticos</p><p>Possuem um hidrogénio ionizável (H+).</p><p>Ex: HCl, HBr, HNO3, CH3COOH, H3PO2,</p><p>etc.</p><p>NB: No ácido hipofosforoso (H3PO2), só</p><p>um dos três átomos de hidrogénio é</p><p>substituível, por isso é considerado um</p><p>monoácido.</p><p>b) Diácidos ou dipróticos</p><p>Possuem dois hidrogénios ionizáveis (2</p><p>H+).</p><p>Ex: H2SO4, H2CO3, H3PO3, etc.</p><p>NB: No ácido fosforoso (H3PO3), só dois</p><p>dos três átomos de hidrogénio são</p><p>ionizáveis (substituíveis), por isso é</p><p>considerado diprótico.</p><p>c) Triácidos ou tripróticos</p><p>Possuem três hidrogénios ionizáveis (3 H+).</p><p>Ex: H3PO4, H3AsO4, H3Fe(CN)6, etc.</p><p>2</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>d) Tetrácidos ou tetrapróticos</p><p>Possuem quatro hidrogénios ionizáveis (4</p><p>H+).</p><p>Ex: H4SiO4, H4Fe(CN)6, etc.</p><p>4. Quanto ao número de elementos diferentes na</p><p>molécula</p><p>a) Binários – apresentam dois elementos diferentes.</p><p>Ex: HCl, H2S, HBr, HI, etc.</p><p>b) Ternários – apresentam três elementos diferentes.</p><p>Ex: HNO3, HCN, H2SO4, H3PO4, etc.</p><p>c) Quaternários – apresentam quatro elementos</p><p>diferentes.</p><p>Ex: HOCN, HSCN, H3Fe(CN)6, etc.</p><p>5. Quanto a temperatura de ebulição</p><p>(desprendimento de vapores)</p><p>a) Ácidos fixos – são os que possuem alta</p><p>temperatura de ebulição.</p><p>Ex: H2SO4, H3PO4, etc.</p><p>b) Ácidos voláteis – são os que possuem ba ixa</p><p>temperatura de ebulição.</p><p>Ex: HBr, HCl, HNO3, etc.</p><p>6. Quanto ao grau de ionização (α)</p><p>a) Ácidos fortes – ionizam-se quase completamente</p><p>em água. O α ≥ 50%.</p><p>Ex: HClO4, HI, HBr, H2SO4, HNO3, HClO3, etc.</p><p>b) Ácidos semi-fortes – o grau de ionização varia</p><p>entre 5% < α < 50%.</p><p>Ex: H2SO3, H3PO4, HF, etc.</p><p>c) Ácidos fracos – ionizam-se parcialmente na água.</p><p>O grau de ionização varia entre 0 < α < 5%.</p><p>Ex: HCN, H2S, H2CO3, etc.</p><p>α =</p><p>n° de moléculas ionizadas</p><p>n° total de moléculas dissolvidas</p><p>PARA OS HIDRÁCIDOS:</p><p>Fortes: HCl < HBr < HI</p><p>Médio: HF</p><p>Fracos: os demais</p><p>PARA OS OXIÁCIDOS:</p><p>Podemos determinar a força de um oxiácido a partir da</p><p>seguinte regra prática: (Regra de Pauling e Bell)</p><p>Exemplos:</p><p>HClO ⇒ X=1 – 1 = 0 (fraco)</p><p>HNO2 ⇒ X=2 – 1 = 1 (médio)</p><p>H2SO4 ⇒ X=4 – 2 = 2 (forte)</p><p>HClO4 ⇒ X=4 – 1 = 3 (muito forte)</p><p>NB:</p><p> Essa regra não é válida para o H2CO3, que é fraco.</p><p>O ácido carbónico sofre decomposição,</p><p>diminuindo a quantidade de moléculas que</p><p>podem realizar ionização: H2CO3(aq) → CO2(g) +</p><p>H2O(l)</p><p>NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS</p><p>1. Nomenclatura dos hidrácidos</p><p>Para a nomenclatura emprega-se a palavra</p><p>“ácido” seguida do nome do elemento ou</p><p>radical electropositivo com a terminação</p><p>“ídrico”</p><p>Ex:</p><p>HCl – Ácido + Cloro + ídrico – Ácido</p><p>Clorídrico</p><p>HBr – Ácido + Bromo + ídrico – Ácido</p><p>Bromídrico</p><p>H2S – Ácido + Sulfur + ídrico – Ácido</p><p>Sulfídrico</p><p>2. Nomenclatura dos oxiácidos</p><p>Para a nomenclatura emprega-se a palavra</p><p>“ácido” seguida do nome do átomo central e</p><p>completa-se com a terminação “ico” (maior</p><p>NOX) ou “oso” (menor NOX).</p><p>Ex:</p><p>H2SO4 – Ácido Sulfúrico</p><p>H2SO3 – Ácido Sulfuroso</p><p>3</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>H3PO3 – Ácido Fosforoso</p><p>H3PO4 – Ácido Fosfórico</p><p>HNO3 – Ácido Nítrico</p><p>HNO2 – Ácido Nitroso</p><p>NB:</p><p>a) Quando o elemento central for halogénio receberá</p><p>também a terminação “ico” o que apresenta o NOX</p><p>igual a +5.</p><p>Ex:</p><p>HClO3 – Ácido Clórico</p><p>HIO3 – Ácido Iódico</p><p>b) Quando o elemento central for o Manganês</p><p>receberá também a terminação “ico” o que</p><p>apresentar NOX igual a +6.</p><p>Ex:</p><p>H2MnO4 – Ácido Mangânico</p><p>c) O ácido receberá a terminação “oso” quando o</p><p>átomo central apresentar o NOX com duas</p><p>unidades a menos do que a terminação em “ico”</p><p>Ex:</p><p>H2SO4 – Ácido Sulfúrico</p><p>H2SO3 – Ácido Sulfuroso</p><p>Prefixos hipo e per</p><p>Hipo – significa “abaixo”</p><p>Per – significa “acima”</p><p>a) Quando o átomo central estiver com NOX menor</p><p>que “oso” será acrescentado o prefixo “hipo”</p><p>Ex:</p><p>HClO – Ácido Hipocloroso</p><p>H3PO2 – Ácido Hipofosforoso</p><p>b) Quando o átomo central estiver com o NOX maior</p><p>que “ico” será acrescentado o prefixo “per” ou seja</p><p>quando apresentar o NOX “+7”</p><p>Ex:</p><p>HClO4 – Ácido Perclórico</p><p>HMnO4 – Ácido Permangânico</p><p>RESUMINDO</p><p>Nota: Regra geral para elementos que formam 2 ou</p><p>mais oxácidos.</p><p>Ex:</p><p>HClO4 – Ácido Perclórico</p><p>HClO3 – Ácido Clórico</p><p>HClO2 – Ácido Cloroso</p><p>HClO – Ácido Hipocloroso</p><p>Regra pratica para a nomenclatura dos ácidos</p><p>Terminação do anião Terminação</p><p>do ácido</p><p>- eto - ídrico</p><p>- ato - ico</p><p>- ito - oso</p><p>Completa:</p><p>HIO2 –</p><p>HIO3 –</p><p>HIO –</p><p>HIO4 –</p><p>4</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Prefixo “tio”</p><p>Este prefixo é usado para os ácidos resultantes da</p><p>substituição do oxigénio por Enxofre.</p><p>Ex:</p><p>H2SO4 → H2S2O3 → Ácido Tiossulfúrico</p><p>HOCN → HSCN → Ácido Tiociânico</p><p>PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ÁCIDOS</p><p>1. Reacção com bases (neutralização)</p><p>Ácido + Base → Sal + Água</p><p>HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)</p><p>H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) → K2SO4(aq) + 2 H2O(l)</p><p>a) Neutralização total</p><p>H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2</p><p>H2O(l)</p><p>H3PO4(aq) + 3 KOH(aq) → K3PO4(aq) + 3</p><p>H2O(l)</p><p>b) Neutralização parcial</p><p>b1. H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) +</p><p>H2O(l)</p><p>Apenas um hidrogénio do ácido é</p><p>substituído</p><p>b2. H3PO4(aq) + KOH(aq) → KH2PO4(aq) +</p><p>H2O(l)</p><p>H3PO4(aq) + 2 KOH(aq) → K2HPO4(aq) +</p><p>2 H2O(l)</p><p>Dois hidrogénios do ácido foram</p><p>substituídos</p><p>2. Reacção com metal</p><p>Ácido + metal → Sal + Hidrogénio</p><p>HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g)</p><p>HCl(aq) + Ag(s) → não ocorre</p><p>NB: Apenas os metais que se encontram antes</p><p>do hidrogénio na fila de reactividade química é</p><p>que reagem com ácidos.</p><p>FILA DE REACTIVIDADE</p><p>METAIS</p><p>NÃO METAIS OU AMETAIS</p><p>3. Reacção com óxidos</p><p>a) Com óxidos básicos</p><p>2 HCl(aq) + Na2O(s) → 2 NaCl(aq) + H2O(l)</p><p>b) Com óxidos anfóteros</p><p>2 HCl(aq) + ZnO(s) → ZnCl2(aq) + H2O(l)</p><p>c) Com peróxidos</p><p>2 HCl(aq) + K2O2(s) → 2 KCl(aq) + H2O2(l)</p><p>d) Com superóxidos</p><p>2 HCl(aq) + K2O4(s) → 2 KCl(aq) + H2O2(l) +</p><p>O2(g)</p><p>4. Reacção com Sal</p><p>Ácido + Sal → Ácido + Sal</p><p>O sal formado deve ser insolúvel</p><p>HCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq)</p><p>O ácido reagente deve ser fixo e o formado deve</p><p>ser volátil</p><p>H2SO4(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2SO4(s) + 2</p><p>HNO3(aq)</p><p>H3PO4(aq) + 3 NaCl(aq) → Na3PO4(aq) + 3 HCl(aq)</p><p>O ácido formado deve ser mais fraco</p><p>que o</p><p>ácido reagente</p><p>H2SO4(aq) + Na2SO3(s) → Na2SO4(aq) + H2SO3(aq)</p><p>MÉTODOS DE OBTENÇÃO DOS ÁCIDOS</p><p>1. Reacção de óxido-ácido com água</p><p>SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)</p><p>CO2(g) + H2O(l) ⇄ H2CO3(aq)</p><p>5</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>P2O5(s) + H2O(l) → H3PO4(aq)</p><p>2. Reacção de um sal com um ácido</p><p>NaCl(s) + H2SO4(aq) → NaHSO4(aq) + HCl(aq)</p><p>3. Método sintéctico</p><p>Consiste na combinação directa do hidrogénio</p><p>com determinados não metais como por</p><p>exemplo: Cloro, Bromo, Iodo e Enxofre que na</p><p>presença de água formam ácido.</p><p>H2(g) + Cl2(g) → HCl(aq)</p><p>H2(g) + Br2(g) → HBr(aq)</p><p>H2(g) + S(g) → H2S(aq)</p><p>.</p><p>PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ÁCIDOS</p><p> Dissociam-se em solução aquosa produzindo iões</p><p>H+;</p><p> São solúveis em água;</p><p> São electrolíticos;</p><p> Têm sabor azedo;</p><p> Apresentam condutibilidade eléctrica;</p><p> Têm acção sobre os indicadores.</p><p>Indicadores são substâncias orgânicas que na presença</p><p>de ácidos, adquirem coloração diferente.</p><p>BASES</p><p>DEFINIÇÃO SEGUNDO Bronsted-Lowry</p><p>Base ou hidróxido é uma substância que remove um</p><p>protão (H+) de um ácido.</p><p>FÓRMULA GERAL: X(OH)y</p><p>Onde:</p><p>X – qualquer catião simples ou radical;</p><p>(OH) – grupo hidróxido;</p><p>Y – valência do catião simples ou radical.</p><p>NB: O grupo hidroxilo tem valência I e é o grupo</p><p>funcional das bases. Ex: NaOH(aq) → Na+</p><p>(aq) + OH-</p><p>(aq)</p><p>CLASSIFICAÇÃO DAS BASES</p><p>1. Quanto ao número de grupos hidroxilos</p><p>a) Monobases ou bases monohidroxiladas</p><p>Apresentam um grupo hidroxilo.</p><p>Ex: KOH, NaOH, NH4OH, LiOH, etc.</p><p>b) Díbases ou bases dihidroxiladas</p><p>Apresentam dois grupos hidroxilos.</p><p>Ex: Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.</p><p>c) Tribases ou bases trihidroxiladas</p><p>Apresentam três grupos hidroxilos.</p><p>Ex: Fe(OH)3, Bi(OH)3, Al(OH)3, etc.</p><p>d) Tetrabases ou bases tetrahidroxiladas</p><p>Apresentam quatro grupos hidroxilos.</p><p>Ex: Ti(OH)4, etc.</p><p>2. Quanto ao tipo de ligação</p><p>As bases podem ser iónicas e covalentes.</p><p>a) Iónicas – são as bases dos metais alcalinos</p><p>e alcalino terrosos.</p><p>Ex: NaOH, Ca(OH)2, etc.</p><p>b) Covalentes – são as demais.</p><p>Ex: Al(OH)3, Zn(OH)2, etc.</p><p>NB: No hidróxido de Amónio (NH4OH), não</p><p>existe predominância de um tipo de ligação</p><p>química sobre o outro.</p><p>3. Quanto ao grau de dissociação</p><p>a) Fortes – são bases formadas por metais</p><p>alcalinos e alcalino terrosos. O grau de</p><p>ionização varia de 50 a 100%.</p><p>b) Fracas – as demais. O grau de ionização é</p><p>menor que 50%.</p><p>Ex: Mg(OH)2, Al(OH)3, Bi(OH)3, etc.</p><p>4. Quanto a presença de metais</p><p>a) Metálicas – apresentam um catião metálico.</p><p>Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc.</p><p>b) Não metálicas</p><p>Ex: NH4OH.</p><p>5. Quanto a solubilidade</p><p>6</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>a) Solúveis – são bases dos metais alcalinos,</p><p>alcalino terrosos e de Amónio.</p><p>b) Insolúveis – as demais.</p><p>Ex: Al(OH)3, Bi(OH)3, etc.</p><p>6. Bases anfóteras</p><p>São bases que perante um ácido comportam-se</p><p>como bases e perante bases comportam-se</p><p>como ácidos.</p><p>Ex: Zn(OH)2, Al(OH)3, etc.</p><p>NOMENCLATURA DAS BASES</p><p>Para nomear uma base usa-se a palavra “hidróxido”</p><p>seguida da preposição “de” e do nome do metal ou</p><p>radical positivo.</p><p>a) Com metais monovalentes ou amónio</p><p>NaOH – hidróxido de sódio</p><p>NH4OH – hidróxido de amónio</p><p>b) Com metais polivalentes</p><p>Hidróxido + de + nome do metal e do algarismo</p><p>romano que indica a valência do metal</p><p>Ou</p><p>Hidróxido + nome do metal + sufixo “oso”</p><p>(menor valência) e “ico” (maior valência).</p><p>Ex:</p><p>Fe(OH)2 – hidróxido de ferro (II) ou hidróxido</p><p>ferroso</p><p>Fe(OH)3 – hidróxido de ferro (III) ou hidróxido</p><p>férrico</p><p>CuOH – hidróxido de cobre I ou hidróxido</p><p>cuproso</p><p>Cu(OH)2 – hidróxido de cobre (II) ou hidróxido</p><p>cúprico</p><p>PROPRIEDADES QUÍMICAS DAS BASES</p><p>1. Reacção com ácidos (neutralização)</p><p>Base + Ácido → Sal + Água</p><p>KOH(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + H2O(l)</p><p>a) Neutralização parcial</p><p>Ca(OH)2(aq) + HCl(aq) → CaOHCl(aq) +</p><p>H2O(l)</p><p>Al(OH)3(aq) + HCl(aq) → Al(OH)2Cl(aq) +</p><p>H2O(l)</p><p>NB: Apenas um grupo hidroxilo é</p><p>substituído.</p><p>Al(OH)3(aq) + 2 HCl(aq) → Al(OH)Cl2(aq) + 2</p><p>H2O(l)</p><p>NB: Apenas dois grupos hidroxilos são</p><p>substituídos.</p><p>Al(OH)3(aq) + H2SO4(aq) → Al(OH)SO4(aq) +</p><p>2 H2O(l)</p><p>b) Neutralização total</p><p>Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + 2</p><p>H2O(l)</p><p>Al(OH)3(aq) + 3 HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3</p><p>H2O(l)</p><p>2. Reacção com óxidos</p><p>a) Base + Óxido Ácido → Sal + Água</p><p>2 KOH(aq) + CO2(g) → K2CO3(s) + H2O(l)</p><p>b) Base + Óxido Anfótero → Sal + Água</p><p>2 KOH(aq) + ZnO(s) → K2ZnO2(s) + H2O(l)</p><p>3. Reacção com sais</p><p>a) Ba(OH)2(aq) + Na2SO4(s) → BaSO4(s) +</p><p>NaOH(aq)</p><p>O sal formado é pouco solúvel</p><p>b) 3 KOH(aq) + Bi(NO3)3(s) → 3 KNO3(aq) +</p><p>Bi(OH)3(s)</p><p>A base formada é insolúvel</p><p>7</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>c) KOH(aq) + NH4Cl(s) → KCl(aq) + NH4OH(aq)</p><p>Base forte Base fraca</p><p>MÉTODOS DE OBTENÇÃO DAS BASES</p><p>1. Reacção de metais alcalinos e alcalinos terrosos</p><p>com água</p><p>2 Na(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)</p><p>Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)</p><p>2. Reacção de óxidos básicos com água</p><p>K2O(s) + H2O(l) → 2 KOH(aq)</p><p>3. Reacção de uma base com um sal</p><p>Ba(OH)2(aq) + Na2SO4(s) → BaSO4(s) + 2 NaOH(aq)</p><p>Sal insolúvel</p><p>SOLUBILIDADE DAS BASES</p><p>As bases dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e de</p><p>amónio são solúveis (KOH, Ca(OH)2, NH4OH, etc.), as</p><p>restantes são insolúveis.</p><p>PROPRIEDADES FÍSICAS DAS BASES</p><p> Têm sabor amargo;</p><p> Uma solução concentrada de base é escorregadia ao</p><p>tacto;</p><p> Confere a cor azul ao indicador de tornesol e</p><p>vermelho-carmim a solução alcoólica de</p><p>fenolftaleína e amarela ao alaranjado de metilo;</p><p> Conduzem a corrente eléctrica quando fundidas ou</p><p>em solução aquosa.</p><p>SAIS</p><p>São substâncias iónicas formadas por catiões que, em</p><p>regra, representam o radical básico, e aniões que</p><p>representam o radical ácido. Ex: NaCℓ, CaCO3, etc.</p><p>FÓRMULA GERAL: XnAm</p><p>Onde:</p><p>X – qualquer catião simples ou radical positivo;</p><p>A – qualquer anião simples ou radical negativo;</p><p>n – valência de A</p><p>m – valência de X</p><p>CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS</p><p>1. Quanto ao número de elementos</p><p>a) Binários – apresentam dois elementos.</p><p>Ex: NaCl, KBr, etc.</p><p>b) Ternários – apresentam três elementos.</p><p>Ex: KClO, NaClO3, CaCO3, etc.</p><p>c) Quaternários – apresentam quatro</p><p>elementos.</p><p>Ex: (NH4)2SO4, K4[Fe(CN)6]</p><p>2. Quanto a presença ou ausência de oxigénio</p><p>a) Sais oxigenados ou oxissais</p><p>São os que apresentam oxigénio.</p><p>Ex: K2SO4, NaClO, CaCO3, etc.</p><p>b) Sais não oxigenados</p><p>Não apresentam oxigénio.</p><p>Ex: KCl, NaBr, etc.</p><p>3. Quanto ao tipo de neutralização (salificação)</p><p>a) Sal neutro</p><p>Provém da neutralização total de um ácido</p><p>por uma base.</p><p>Ex:</p><p>H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2</p><p>H2O(l)</p><p>Ex: NaCl, BaSO4, AlPO4, etc.</p><p>b) Sal ácido ou hidrogenossais</p><p>Provém da neutralização parcial de um</p><p>ácido por uma base.</p><p>H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) +</p><p>H2O(l)</p><p>8</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>Ex: NaHCO3, KHSO4, KH2PO4, etc.</p><p>c) Sal básico ou hidroxissais</p><p>Provém da neutralização parcial de uma base por</p><p>um ácido.</p><p>Ca(OH)2(aq) + HCl(aq) → Ca(OH)Cl(aq) + H2O(l)</p><p>Ex: Ba(OH)Cl, Al(OH)2Br, Al(OH)Cl2, etc.</p><p>d) Sais duplos ou mistos</p><p>Contém catiões provenientes de duas bases</p><p>diferentes ou então aniões provenientes de dois</p><p>ácidos diferentes.</p><p>Ex:</p><p>NaOH(aq) + KOH(aq) + H2SO4(aq) → NaKSO4(aq) +</p><p>2 H2O(l)</p><p>H3AsO4(aq) + KOH(aq) + Ca(OH)2(aq) →</p><p>CaKAsO4(aq) + 3 H2O(l)</p><p>Ex: NaKSO4, Mg(NH4)PO4, etc.</p><p>Ou</p><p>Ca(OH)2(aq) + HCl(aq) + HNO3(aq) → CaClNO3(aq)</p><p>+ 2 H2O(l)</p><p>Ex: CaCl(ClO), CaBrI, etc.</p><p>e) Alúmens</p><p>São sais que obedecem a fórmula geral:</p><p>R1R3(SO4)2∙12H2O</p><p>Ex:NaAl(SO4)2∙12H2O, LiCr(SO4)2∙12H2O, etc.</p><p>f) Sais hidratados</p><p>Apresentam moléculas de hidratação, ou seja,</p><p>moléculas de água intercaladas no reticulo iónico.</p><p>Ex: Na2SO4∙10H2O, CaSO4∙5H2O, etc.</p><p>NOMENCLATURA DOS SAIS</p><p>O nome do sal deriva do nome dos ácidos</p><p>1. Hidrácidos: Terminação “ídrico”</p><p>Ex: HCl →</p><p>ácido clorídrico</p><p>Sal: Terminação “eto” Ex: NaCl → cloreto de</p><p>sódio.</p><p>2. Oxiácido</p><p>Terminação do ácido: oso: terminação do sal:</p><p>“ito”;</p><p>Terminação do ácido: ico: terminação do sal:</p><p>“ato”.</p><p>Ex:</p><p>H2SO3 – ácido sulfuroso</p><p>K2SO3 – sulfito de potássio</p><p>H2SO4 – ácido sulfúrico</p><p>K2SO4 – sulfato de potássio</p><p>Regra geral</p><p>ídrico – eto + de + nome do catião</p><p>oso – ito + de + nome do catião</p><p>ico – ato + de + nome do catião</p><p>NB: Se os oxiácidos dos quais derivam os sais</p><p>estiverem com prefixos “hipo” ou “per”, tais prefixos</p><p>acompanharão a nomenclatura dos sais.</p><p>Ex:</p><p>NaClO – Hipoclorito de sódio</p><p>KMnO4 – Permanganato de potássio</p><p>I. Sais neutros</p><p>Ex:</p><p>CaCO3 – carbonato de cálcio ou carbonato</p><p>neutro de sódio</p><p>Na2SO3 – sulfito de sódio ou sulfito neutro</p><p>de sódio</p><p>II. Sais ácidos</p><p>Ex:</p><p>H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O</p><p>KHSO4 – hidrogenossulfato de potássio ou</p><p>sulfato ácido de potássio</p><p>H3PO4 + 2 NaOH → Na2HPO4 + 2 H2O</p><p>Na2HPO4 – hidrogenofosfato de sódio ou</p><p>fosfato monoácido de sódio</p><p>NaH2PO4 – dihidrogenofosfato de sódio ou</p><p>fosfato diácido de sódio</p><p>NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio ou</p><p>carbonato mono ácido de sódio</p><p>9</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>K2HAsO4 – hidrogenoarseniato de potássio</p><p>ou arseniato monoácido de potássio</p><p>III. Sais básicos</p><p>Ex:</p><p>Ca(OH)2 + HCl → Ca(OH)Cl + H2O</p><p>Ca(OH)Cl – hidroxicloreto de cálcio ou</p><p>cloreto básico de cálcio</p><p>Al(OH)2Cl – dihidroxicloreto de alumínio</p><p>ou cloreto dibásico de alumínio</p><p>Al(OH)Cl2 – hidroxicloreto de alumínio ou</p><p>cloreto básico de alumínio</p><p>IV. Sais duplos ou mistos</p><p>a) NaOH + KOH + H2SO4 → NaKSO4 +</p><p>2 H2O</p><p>NaKSO4 – sulfato de sódio e potássio</p><p>CaKPO4 – fosfato de potássio e cálcio</p><p>b) Ca(OH)2 + HCl + HBr → CaClBr + 2</p><p>H2O</p><p>CaClBr – brometo, cloreto de cálcio</p><p>CaBrI – iodeto, brometo de cálcio</p><p>AlSO4(ClO) – hipoclorito, sulfato de</p><p>alumínio</p><p>V. Alúmens</p><p>R1R3(SO4)2∙12H2O</p><p>KAl(SO4)2∙12H2O – alúmen de potássio e</p><p>alumínio</p><p>NaCr(SO4)2∙12H2O – alúmen de sódio e</p><p>crómio</p><p>VI. Sais hidratados</p><p>Na2SO4∙2H2O – sulfato de sódio</p><p>dihidratado ou dihidratado sulfato de sódio</p><p>CaSO4∙5H2O – sulfato de cálcio</p><p>pentahidratado</p><p>CaCl2∙6H2O – cloreto de cálcio</p><p>hexahidratado</p><p>PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS SAIS</p><p>a) Reacção com ácidos: as soluções aquosas dos sais</p><p>reagem com ácidos fortes formando um sal e um ácido.</p><p>Ex: NaCl(s) + H2SO4(aq) → NaHSO4(aq) + HCl(aq)</p><p>b) Reacção com bases: as soluções aquosas dos sais</p><p>reagem com bases formando um novo sal e uma nova</p><p>base.</p><p>Ex: Na2CO3(s) + Ca(OH)2(aq) → CaCO3(s) + 2NaOH(aq)</p><p>c) Reacção com sais: as soluções aquosas dos sais</p><p>reagem entre si com a formação de dois novos sais, isto</p><p>é, no caso de pelo menos um dos sais que se obtém ser</p><p>insolúvel</p><p>Ex: Pb(NO3)2(aq) + K2SO4(s) → PbSO4(s) + 2KNO3(aq)</p><p>d) Reacção com metais: nas soluções aquosas dos</p><p>sais, o metal pode ser substituído por outro metal mais</p><p>activo</p><p>Ex: Fe(s) + CuCl2(aq) → Cu(s) + FeCl2(s)</p><p>e) Reacção com halogéneo</p><p>Nas soluções aquosas os sais reagem com halogéneos</p><p>produzindo um sal e outro halogéneo menos reactivo.</p><p>Ex: Cl2(g) + KI(s) → 2KCl(aq) + I2(s)</p><p>SOLUBILIDADE DOS SAIS</p><p> Os cloretos e brometos são solúveis em água com</p><p>excepção dos sais de Ag+, Cu+, Hg2</p><p>2+ e Pb2+;</p><p> Os sulfatos são solúveis em água, com excepção</p><p>dos sais de Ca2+, Sr2+, Ba2+ e Pb2+;</p><p> Os nitratos são bem solúveis em água;</p><p> Os sulfetos, carbonatos e fosfatos são insolúveis em</p><p>água, com a excepção dos sais dos metais alcalinos</p><p>e de amónio.</p><p>MÉTODOS DE OBTENÇÃO DOS SAIS</p><p>a) Reagindo ácidos com bases, metais, óxidos</p><p>básicos e óxidos anfóteros.</p><p>Ex:</p><p>Reacção entre um ácido e uma base</p><p>H3PO4(aq) + NaOH(aq) → K3PO4(aq) + 3H2O(l)</p><p>Reacção de um ácido com metais</p><p>2HCl(aq) + Fe(s) → FeCl2(s) + H2(g)</p><p>Reacção de um ácido com óxido básico</p><p>H2SO4(aq) + CaO(s) → CaSO4(s) + H2O(l)</p><p>Reacção de um ácido com óxido anfótero</p><p>H2SO4(aq) + Al2O3(s) → Al2(SO4)3(aq) + 3H2O(l)</p><p>b) Reagindo bases com sais, óxidos ácidos e</p><p>óxidos anfóteros</p><p>Ex:</p><p>Reacção de uma base com sal</p><p>NaOH(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgOH(aq)</p><p>Reacção de uma base com óxido ácido</p><p>10</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>2NaOH(aq) + CO2(g) → Na2CO3(s) + H2O(l)</p><p>Reacção de uma base com óxido anfóteros</p><p>2NaOH(aq) + ZnO(s) → Na2ZnO2(s) + H2O(l)</p><p>c) Reagindo óxido ácido com óxido básico</p><p>SO3(g) + MgO(s) → MgSO4(s)</p><p>PROPRIEDADES DOS SAIS</p><p> Não contêm um radical funcional, pois seus catiões</p><p>e aniões não são fixos;</p><p> São compostos iónicos cristalinos, geralmente,</p><p>sólidos com altas temperaturas de fusão e de</p><p>ebulição;</p><p> Sofrem dissociação quando interagem com um</p><p>solvente polar;</p><p> Possuem, normalmente, sabor salgado;</p><p> A maioria dos sais é solúvel em água.</p><p>Exercícios de aplicação</p><p>1. Defina os seguintes conceitos.</p><p>a) Óxidos__________________________________</p><p>________________________________________</p><p>________________________________________</p><p>________________________________</p><p>b) Ácidos segundo Bronsted-Lowry</p><p>________________________________________</p><p>________________________________________</p><p>________________________________________</p><p>c) Bases segundo Bronsted-Lowry</p><p>________________________________________</p><p>________________________________________</p><p>________________________________________</p><p>2. Dados os compostos: Cu(OH)2, Fe2O3,</p><p>HMnO4. Mg(OH)2, HCℓ, H2S, NH4OH, BaS,</p><p>KCℓ, Ca3(PO4)2, SiO2, HCN, Na2O, H2SO4,</p><p>SO3, CO2, H3PO4 , Pb(OH)4, Fe(OH)3,</p><p>Zn(OH)2. Indique:</p><p>a) Óxidos_______________________________</p><p>________________________</p><p>b) Ácidos________________________________</p><p>________________________</p><p>c) Bases</p><p>_____________________________________</p><p>___________________</p><p>2.1. Classifique os ácidos quanto a presença de</p><p>oxigénio.</p><p>2.2. Classifique as bases quanto ao numero dos</p><p>elementos e grau de ionização.</p><p>3.Dados os compostos: Dê os respectivos nomes.</p><p>a) CO2______________________________</p><p>b) MgO ___________________________________</p><p>c) Fe2O3_____________________________</p><p>d) SO2 _________________________________</p><p>e) NO ______________________________</p><p>f) CaO _________________________________</p><p>g) K2O2 _____________________________</p><p>h) Ca(O2)2 ______________________________</p><p>i) MgO2 ____________________________</p><p>j) LiO2 ________________________________</p><p>4.Segundo os compostos do exercício 4, indique</p><p>aqueles que são:</p><p>a) Metálicos____________________________</p><p>b) Ametálicos_________________________</p><p>5. Dado os seguintes compostos: HCl, H2SO4,</p><p>HI, H2S, , H2SO3, HCN, H2CO3, H3PO4</p><p>Classifique-os em:</p><p>a) Hidrácidos:____________________________</p><p>_____________________________________</p><p>b) Oxácidos:_____________________________</p><p>_____________________________________</p><p>7.Dê nomes aos seguintes compostos:</p><p>a) HCl ________________________________</p><p>11</p><p>Funções Inorgânicas</p><p>b) H2SO4 ______________________________</p><p>c) HI ________________________________</p><p>d) H2SO3 ______________________________</p><p>e) H2S _______________________________</p><p>f) H2CO3 ______________________________</p><p>g) H3PO4 ____________________________</p><p>h) HCN _________________________________</p><p>i) AgCl________________________________</p><p>j) NH4CN______________________________</p><p>k) KNaCO3_____________________________</p><p>l) CaHPO4_____________________________</p><p>m) ZnClNO3_____________________________</p><p>n) Pb(OH)4____________________________________________</p><p>o) Fe(OH)3_________________________________________</p><p>8. Escreve as fórmulas dos ácidos com os seguintes</p><p>radicais e dê os respectivos nomes:</p><p>a) F-_________ b) CO3</p><p>2-__________ c) IO-</p><p>_________ d) I-______ e IO3</p><p>- ____________</p><p>9.Complete e acerte as equações químicas:</p><p>a) Na2O + H2O → ___________</p><p>b) H2SO4 + MgO → _________ + ________</p><p>c) HCℓ + Na →_________ + _______</p><p>d) HNO3 + KOH → _________ + _________</p><p>e) SO2 + H2O → `___________</p><p>f) _____ + Fe(OH)3(aq) → Fe2(SO3)3(aq)</p><p>+ H2O(l)</p><p>g) MgO +SO3→ ___________</p><p>h) H2SO4(aq) + Cu(OH)2(aq) → ______ + _______</p><p>i) H3PO4(aq) + CuO(s) →_________ + ________</p><p>j) MgO +H2O → _______________</p><p>11.Segundo Arrhenius ácido é toda substância que em</p><p>solução aquosa origina como catões, os iões:___</p><p>12. Numa reacção de neutralização, os iões H+ reagem</p><p>com os iões OH- formando: ________________</p><p>13. A reacção química que ocorre entre óxidos ácidos</p><p>e uma base resulta num __________ e ________</p><p>14.Na queima de um composto Orgânico, a</p><p>combustão pode ser completa ou incompleta, e o</p><p>produto dos dois processos obtêm-se três óxidos que</p><p>tem as seguintes fórmulas químicas:</p><p>_________________ , ___________ e ____________</p><p>15. Segundo o exercício 14, o óxido que é</p><p>considerado amigo da natureza é ______________ ,</p><p>o tóxico é ___________ e o responsável pela</p><p>destruição da camada de Ozono é</p><p>____________________</p><p>16. Mencione três (3) propriedades físicas para cada</p><p>função inorgânica: ácidos e bases.</p><p>17. Indique duas (2) aplicações para cada compostos</p><p>se seguem:</p><p>a) Dióxido de carbono (CO2)</p><p>b) Óxido de cálcio (CaO)</p><p>c) Ácido sulfúrico (H2SO4)</p><p>d) Ácido nitríco (HNO3)</p><p>e) Hidróxido de sódio (NaOH)</p><p>f) Hidróxido de cálcio [Ca(OH)2]</p>